Hvorfor den første ioniseringsenergi af O er mindre end den N?

Du har ret til at blive overrasket! Det ser ud til at være intuitivt, at ilt med sin højere atomafgift ville have en lavere første ioniseringsenergi end nitrogen. Her er hvorfor det sker:

Elektronkonfiguration og Hunds regel

* nitrogen: N har en elektronkonfiguration på 1S² 2s² 2p³. Dens 2p -orbitaler har tre elektroner, hver i en separat orbital i henhold til Hunds regel (maksimal spin -mangfoldighed).

* ilt: O har en elektronkonfiguration på 1S² 2s² 2p⁴. Dens 2p -orbitaler har fire elektroner, hvilket betyder, at en orbital har to elektroner parret sammen.

Den vigtigste forskel

Nøglen her er frastødning mellem elektroner . I Oxygen's 2p -orbitaler er en af ​​elektronerne parret sammen i en orbital. Dette fører til større elektronelektron-frastødelse.

Hvorfor lavere ioniseringsenergi?

På grund af den øgede elektronelektroniske frastødning i ilt er det lidt lettere at fjerne en elektron fra 2p orbital. Dette resulterer i en lavere første ioniseringsenergi sammenlignet med nitrogen, hvor 2p -elektronerne alle er i separate orbitaler med minimal frastødelse.

Kortfattet:

* Oxygen's højere nukleare ladning ønsker * at holde fast i elektroner stærkere, men øget elektronelektron-frastød På grund af de parrede elektroner i sin 2p orbital opvejer denne effekt, hvilket fører til en lavere første ioniseringsenergi.